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Ligações Químicas

Ligações Químicas. LIGAÇÃO IÔNICA.  Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Calcogênios (16). Metais Alcalinos (1). Metais Alcalinos Terrosos (2). Halogênios (17). . Al Al +3 + 3e -. . S + 2e - S -2. Não Esqueça!!!.

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Ligações Químicas

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Presentation Transcript

  1. Ligações Químicas LIGAÇÃO IÔNICA Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Calcogênios (16) Metais Alcalinos (1) Metais Alcalinos Terrosos (2) Halogênios (17)

  2. Al Al+3 + 3e-  S + 2e- S-2 Não Esqueça!!! Eletropositivos Perdem elétrons Metais: ViramCátions(+) Eletronegativos Ametais: Ganham elétrons ViramÂnions(-)

  3. LIGAÇÃO COVALENTE (MOLECULAR) Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7. H H AMETAL AMETAL

  4. H O O N N H Ligações covalentes normais Fórmula de Lewis Fórmula estrutural HH H2 Lig. Covalente Simples 1 sigma O  O O2 Lig. Covalente Dupla 1 sigma + 1 pi N  N N2 Lig. Covalente Tripla 1 sigma + 2 pi

  5. H H O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos 1)Ligação Covalente Apolar:Ocorre entreátomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2

  6.  +  - Cl H 2) Ligação Covalente Polar: Ocorre entreátomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo).

  7. Ainda não está completo Não podem mais fazer ligação comum. S Ligação dativa S O O O O Ligação Coordenada (DATIVA) Só acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons. Exemplo: SO2

  8. Metálicas (+) (+) Metal x Metal • Altos PF e PE • Bons condutores de corrente elétrica no estado sólido • 25º  Estado sólido exceto: Hg Ex: Zn(S), AP(S) ...

  9. FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos de Arrhenius: são substâncias compostas que em solução Aquosa liberam como único e exclusivo cátion o Hidroxônio (H3O+ ou H+). Ionização de um Ácido HCl + H2O  H3O+ + Cl- H2SO4 + 2H2O  2H3O+ + SO42- H3PO4 + 3H2O  3H3O+ + PO43- De acordo com Arrhenius, base ou hidróxido é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo como ânion exclusivamente OH- (hidroxila ou oxidrila). NaOH Na+ + OH-

  10. Sal é todo composto que em água dissocia liberando um cátion  de H+ e um ânion de OH-. A reação de um ácido com uma base recebe o nome de neutralização ou salificação. Salificação Óxido é todo composto binário oxigenado, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. HCl + NaOH  NaCl + H2O HCl + NaOH NaCl + H2O Fórmula geral dos óxidos: Exemplos: CO2, H2O, Mn2O7, Fe2O3 Neutralização Ex+2 O2-X

  11. MOLÉCULAS DIATÔMICAS: MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: POLARIDADE Átomos iguais APOLAR Átomos diferentes POLAR Sobra é: POLAR Não sobra é: SIMETRIA

  12. Pilhas(Célula Galvânica) Química do bafômetro (Pilha combustível) fluxo de elétrons Pólo + Cátodo Redução Depósito ↓[ ] ↑ERED Pólo – Ânodo Oxidação Corrosão ↑[ ] ↓ERED Cátado Ânodo -1 +1 Semi reação Anódica CH3CH2OH(g) → CH3CHO(g) + 2 H+ + 2e- Semi reação Catódica 0 -2 ½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- → H2O(ℓ) CH3CH2OH(g) + ½ O2(g) → CH3CHO(g) + H2O(ℓ) Reação Global (REDOX) ddp  = red  - red 

  13. é Esquema: é é é é é cátodo é ânodo K+ Cℓ- + K+ - Cℓ- Cu Al Cℓ- Aℓ+3 K+ Cℓ- Aℓ+3 Cℓ- K+ Cℓ- Aℓ+3 Cℓ- Aℓ+3 Aℓ+3 SO4-2 Cu+2 SO4-2 Cℓ- K+ Oxidação perde e- polo (-) ânodo corrosão Redução recebe e- polo (+) cátodo acumulação

  14. C R A O CÁTODO REDUZ ANODO OXIDA

  15. fluxo de elétrons oxidação redução redutor oxidante Representação da pilha de Daniell Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu (ânodo: -) (cátodo: +) PONTE SALINA PILHAS Epilha = Eoxidante - Eredutor (sempre usar o potencial de redução)

  16. C x x C N GEOMETRIA MOLECULAR “Braços” são ligações simples, duplas, triplas ou dativas que estão em volta do elemento central. 2 “Braços” 3 “Braços” 4 “Braços”

  17. Moléculas Diatômicas - Linear Moléculas Poliatômicas: Sobra e-: ANGULAR 2 “Braços” Ñ sobra e-: LINEAR H2O CO2 Sobra e-: PIRAMIDAL 3 “Braços” Ñ sobra e-: TRIGONAL NH3 SO3 4 “Braços” TETRAÉDRICA CH4

  18. X2 H H Ex.: H2, N2, O2 Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

  19. XY H Cl Ex.: HBr, HCl, HF Moléculas Diatômicas Geometria: Linear Ângulo: 180°

  20. XY2 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas O O C Ex.: CO2, CS2 Geometria: Linear Ângulo: 180°

  21. XY2 e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas S O O Ex.: SO2 Geometria: Angular Ângulo: 112°

  22. XY22e 2 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H O Ex.: H2O, H2S Geometria: Angular Ângulo: 105°

  23. XY3 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H B Ex.: BF3, BH3 Geometria: Trigonal Plana Ângulo: 120°

  24. XY3 e 3 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H N Ex.: NH3, PH3 Geometria: Piramidal Ângulo: 107°

  25. XY4 4 “Braços” Moléculas Poliatômicas H H H H C Ex.: CH4,CCl4 Geometria: Tetraédrica Ângulo: 109°28’

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